Окислители:

1) Типичные неметаллы (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂) в элементарном (свободном) состоянии. Они характеризуются большой энергией сродства к электрону и большой величиной электроотрицательности.

2) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов или неметаллов в состоянии высшей степени окисления: азотная кислота (HN⁺⁵O₃) и нитраты (NO₃^-), концентрированная серная кислота (H₂S⁺⁶O₄), а также KMn⁺⁷O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇ .

3) Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления, например, Fe⁺³, Cu⁺², Sn⁺⁴ и др. (см. приложение А).

Восстановители:

1) Активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие, как водород, углерод, фосфор, кремний.

2) Отрицательно заряженные ионы неметаллов. К ним относятся анионы бескислородных кислот и их соли (Cl^-, Br^-, I^-, S^2-).

3) Ионы металлов, находящиеся в низшей степени окисления, например, Fe⁺², Cu⁺¹, Sn⁺² и др. (см. Приложение А)

Для составления уравнений ОВР пользуются методом электронного баланса и электронно-ионного баланса.

Оба эти метода основаны на одном и том же принципе:

в окислительно-восстановительных процессах общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо придерживаться определенного порядка.

1. Порядок составления овр методом электронного баланса

1) Вычислить степени окисления элементов в уравнении ОВР и определить элементы, которые меняют свою степень окисления.

2) Составить уравнения электронного баланса и уравнять число отданных и принятых электронов.

3) Подставить полученные коэффициенты в уравнение ОВР.

4) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения.

5) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода.

2. Порядок составления овр методом электронно-ионного баланса

1) Записать схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ и определить степень окисления тех элементов, которые ее меняют.

2) Составить ионную схему реакции, записывая сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, газообразные вещества и осадки – в виде молекул, причем в это уравнение не включают ионы, которые не изменяются в результате реакции.

3) Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул.

4) Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H₂O, ионы H⁺ или ОН^-.

5) Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части уравнения необходимое число электронов.

6) Подобрать коэффициенты для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

7) Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов.

8) Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

9) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения.

10) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода – их должно быть поровну в левой и правой части уравнения.

Для уравнивания кислорода в кислой, нейтральной и щелочной средах необходимо учитывать:

1) на один атом кислорода, теряемый частицей (молекулой, ионом) окислителя, в кислой среде затрачивается два иона Н⁺ и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной среде затрачивается одна молекула Н₂О и образуются два иона ОН^- ;

2) на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, затрачивается в кислой и нейтральной среде одна молекула Н₂О и освобождается два иона Н⁺ ; в щелочной среде затрачивается два иона ОН^- и освобождается одна молекула Н₂О.

Представим это в виде таблицы.

Таблица 1 – Баланс кислорода в разных средах

Наличие кислорода	Кислая среда (Н+)	Нейтральная среда (Н2О)	Щелочная среда (ОН-)
избыток	2Н+ + [O] = Н2О	Н2О + [O] = 2ОН-	Н2О + [O] = 2ОН-
недостаток	Н2О = 2Н+	Н2О = 2Н+	2ОН- = Н2О

Рассмотрим составление уравнений окислительно-восстановительных реакций на примерах.